Fiche de révision : Quantité de matière et mole

📋 Plan du Cours

1. Échelles et quantité de matière
2. Constante d’Avogadro et mole
3. Relier entités et quantité de matière
4. Masse molaire atomique
5. Masse molaire moléculaire
6. Quantité de matière des solides et liquides
7. Quantité de matière des solutions et gaz

📖 1. Échelles et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Quantité de matière : Représente, à l’échelle macroscopique, le nombre de paquets d’entités microscopiques présents dans un échantillon et se note n, en mole.

📝 Points essentiels

📌 L’échelle macroscopique décrit les objets observables, tandis que l’échelle microscopique décrit les atomes, ions, molécules et électrons qui les constituent.

💡 Astuce mémo

Microscopique : compter les entités ; macroscopique : mesurer la quantité de matière

📖 2. Constante d’Avogadro et mole

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Une mole d’entités est un paquet contenant 6,02 × 10²³ entités microscopiques.

★ À maîtriser

• La constante d’Avogadro, notée Nₐ, vaut 6,02 × 10²³ mol⁻¹ et porte le nom du chimiste italien Avogadro, du début du XIXe siècle.

Compléments

• La mole peut compter:
  • des atomes
  • des ions
  • des molécules
  • des électrons
  • toute particule microscopique

💡 Astuce mémo

Une mole comme un paquet contenant 6,02 × 10²³ particules

📖 3. Relier entités et quantité de matière

★ À maîtriser

📐 Formule — Le nombre d’entités N et la quantité de matière n sont reliés par $n = \frac{N}{N_a}$, où N est sans unité, Nₐ s’exprime en mol⁻¹ et n en mol.

📐 Formule — Le nombre d’entités se calcule avec $N = N_a n$.

Compléments

• Une règle contenant 3 mol d’atomes d’aluminium contient environ 1,8 × 10²⁴ atomes d’aluminium.

💡 Astuce mémo

Plus il y a de moles, plus le nombre d’entités augmente : N = Nₐn

📖 4. Masse molaire atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse molaire atomique : La masse d’une mole d’atomes d’un élément chimique et se note M, en g·mol⁻¹.

★ À maîtriser

• La masse molaire atomique de l’aluminium est de 27 g·mol⁻¹.

Compléments

• La masse molaire atomique de l’hydrogène est de 1 g·mol⁻¹.

📖 5. Masse molaire moléculaire

★ À maîtriser

📐 Formule — La quantité de matière d’un échantillon se calcule à partir de sa masse et de sa masse molaire avec $n = \frac{m}{M}$.

• La masse molaire moléculaire d’un composé se calcule en additionnant les masses molaires atomiques de ses éléments en respectant les proportions de la formule chimique.

• Une règle d’aluminium de 80 g possède une quantité de matière de 2,96 mol, arrondie à 3 mol.

• La masse molaire moléculaire du permanganate de potassium KMnO₄ est de 158,0 g·mol⁻¹, car la formule contient quatre atomes d’oxygène.

Compléments

• Un échantillon de 1 g de permanganate de potassium contient 6,3 × 10⁻³ mol de KMnO₄.

💡 Astuce mémo

Lire la formule, respecter les proportions, additionner les masses molaires

📖 6. Quantité de matière des solides et liquides

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un solide, la quantité de matière se calcule avec $n = \frac{m}{M}$, en utilisant la masse m de l’échantillon et la masse molaire M de l’espèce.

📐 Formule — Pour un liquide pur, la masse m peut être obtenue grâce à la masse volumique ρ et au volume V selon $m = \rho V$.

Compléments

• Pour l’eau pure, la masse volumique vaut 1 g·mL⁻¹ et la masse molaire moléculaire vaut 18 g·mol⁻¹.

• Un volume de 100 mL d’eau pure correspond à une quantité de matière de 5,56 mol.

💡 Astuce mémo

Solide : masse connue ; liquide : volume converti grâce à la masse volumique

📖 7. Quantité de matière des solutions et gaz

🔑 Notions clés & Définitions

• Concentration molaire : Le quotient de la quantité de matière n du soluté par le volume V de la solution, selon $C = \frac{n}{V}$.
• Volume molaire : Le volume occupé par une mole de gaz parfait dans des conditions données et s’exprime en L·mol⁻¹.

★ À maîtriser

📐 Formule — La quantité de matière d’un soluté en solution se calcule avec $n = cV$, en utilisant des unités compatibles.

• Une solution de permanganate de potassium de concentration 0,5 mol·L⁻¹ et de volume 0,10 L contient 5 × 10⁻² mol de soluté.

• À 0 °C et sous une pression atmosphérique normale, le volume molaire d’un gaz parfait vaut 22,4 L·mol⁻¹, tandis qu’à 20 °C sous la même pression il vaut 24,0 L·mol⁻¹.

Compléments

• Un volume de 3 L de dioxyde de carbone, dans les conditions où Vₘ = 22,4 L·mol⁻¹, correspond à environ 0,13 mol de CO₂.

💡 Astuce mémo

Solution : n = cV ; gaz : n = V/Vₘ

📊 Tableaux de synthèse

Formules selon le type d’échantillon